苏教版高中化学选修3讲义离子键离子晶体.docx
《苏教版高中化学选修3讲义离子键离子晶体.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《苏教版高中化学选修3讲义离子键离子晶体.docx（13页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。
苏教版高中化学选修3讲义离子键离子晶体
第二单元 离子键 离子晶体
目标与素养：
1.了解离子键的形成，能大致判断离子键的强弱。
了解离子晶体的结构特点，能根据离子晶体结构特点解释其物理性质。
（宏观辨识与微观探析）2.认识晶格能的概念与意义，能根据晶格能大小分析晶体性质不同的原因。
（证据推理）
一、离子键的形成
1．形成过程
离子化合物中，阴、阳离子之间的静电引力使阴、阳离子相互吸引，而阴、阳离子的核外电子之间，阴、阳离子的原子核之间的静电斥力使阴、阳离子相互排斥。
当阴、阳离子之间的静电引力和静电斥力达到平衡时，阴、阳离子保持一定的平衡核间距，形成稳定的离子键，整个体系达到能量最低状态。
2．定义
阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键。
3．特征
二、离子晶体
1．概念：
由阴、阳离子间通过离子键结合成的晶体。
2．物理性质
（1）离子晶体具有较高的熔、沸点，难挥发。
（2）离子晶体硬而脆，离子晶体中，阴、阳离子间有较强的离子键，离子晶体表现了较强的硬度。
（3）离子晶体在固态时不导电，熔融状态或溶于水后能导电。
（4）大多数离子晶体易溶于极性溶剂（如水）中，难溶于非极性溶剂（如汽油、煤油）中。
3．晶格能
（1）定义：
拆开1_mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量。
用符号U表示，单位为kJ·mol－1。
（2）影响因素
（3）对晶体物理性质的影响
4．常见的两种结构类型
氯化钠型
氯化铯型
晶体结
构模型
配位数
6
8
每个晶胞的组成
4个Na＋和4个Cl－
1个Cs＋和1个Cl－
相应离子化合物
KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、NiO等
CsBr、CsI、NH4Cl等
5.影响离子晶体配位数的因素
离子晶体中离子配位数的多少与阴、阳离子的半径比
有关。
1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）
（1）离子键是阴、阳离子之间的静电吸引。
（ ）
（2）NH4Cl的电子式为
。
（ ）
（3）NaOH中只存在离子键。
（ ）
（4）晶格能越大，离子晶体的熔点越高，硬度越大。
（ ）
[答案]
（1）×
（2）√ （3）× （4）√
2．下列热化学方程式中，能直接表示出氯化钠晶格能的是（ ）
A．NaCl（s）―→Na＋（g）＋Cl－（g） ΔH1
B．NaCl（s）―→Na（s）＋Cl（g） ΔH2
C．2NaCl（s）―→2Na＋（g）＋2Cl－（g） ΔH3
D．NaCl（s）―→Na（g）＋Cl（g） ΔH4
A [掌握晶格能的概念是解答本题的关键。
晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和气态阳离子时所吸收的能量。
平时学习中要了解晶格能的定义和晶格能对晶体性质的影响。
]
3．用电子式表示下列离子或化合物
（1）Mg2＋________；OH－________；
NH
________；O
________。
（2）Na2O________；Na2O2________；Na3N____________；
NaOH________。
[答案]
离子键
1.离子键
（1）成键微粒：
带正电荷的阳离子和带负电荷的阴离子。
（2）离子键的存在：
离子晶体中。
（3）成键的本质：
阴、阳离子之间的静电作用。
2．离子化合物的形成条件
（1）活泼金属（指第ⅠA和ⅡA族的金属元素）与活泼的非金属元素（指第ⅥA和ⅦA族的元素）之间形成的化合物。
（2）金属元素与酸根离子之间形成的化合物（酸根离子如硫酸根离子、硝酸根离子、碳酸根离子等）。
（3）铵根离子（NH
）和酸根离子之间，或铵根离子与非金属元素之间形成的盐。
（1）离子晶体不一定都含有金属元素，如NH4Cl。
（2）离子晶体中除含离子键外，还可能含有其他化学键，如NaOH、Na2O2中均含有共价键。
（3）金属元素与非金属元素构成的键不一定是离子键，如AlCl3含有共价键。
（4）熔化后能导电的化合物不一定是离子化合物，如金属等。
【典例1】 下列说法不正确的是（ ）
A．离子键没有方向性和饱和性
B．并不是只有活泼的金属和非金属化合才形成离子键
C．离子键的实质是静电作用
D．静电作用只有引力
D [离子键是阴、阳离子之间的静电作用，包括静电吸引和静电排斥，且一个离子同时吸引多个带相反电荷的离子，故无方向性和饱和性，非金属元素也可形成离子键，如NH4Cl中NH
与Cl－形成离子键。
]
1．下列说法中，正确的是（ ）
A．仅由非金属元素组成的化合物中不可能含有离子键
B．由金属元素和非金属元素组成的化合物一定是离子化合物
C．含离子键的化合物一定是离子化合物
D．含有金属阳离子的物质都是离子化合物
C [NH4Cl等铵盐都是仅由非金属元素组成的化合物，其中含有离子键。
NaCl、KOH等化合物由金属元素和非金属元素组成，它们都是离子化合物；AlCl3等化合物由金属元素和非金属元素组成，它是共价化合物。
金属单质都含有金属阳离子，但它们不是化合物，更不是离子化合物。
]
2．下列物质中，属于离子晶体并且含有共价键的是（ ）
A．CaCl2 B．MgO
C．N2D．NH4Cl
D
离子晶体
1.离子晶体的结构与性质
（1）离子晶体的结构
①离子晶体微粒之间的作用力是离子键，由于离子键没有方向性和饱和性，故离子晶体一般采取密堆积方式。
②离子晶体中存在的微粒是阳离子和阴离子，离子晶体的化学式只表示晶体中阴、阳离子的个数比，而不是表示其组成。
③离子晶体中，离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子键越强。
（2）离子晶体的性质
①离子晶体中阴阳离子交替出现，层与层之间如果滑动，同性离子相邻而使斥力增大导致不稳定，所以离子晶体无延展性。
②离子晶体不导电，但在熔融状态或水溶液中能导电。
③离子晶体难溶于非极性溶剂（如苯、汽油）而易溶于极性溶剂（如水）。
④离子晶体的熔、沸点取决于构成晶体的阴阳离子间离子键的强弱，而离子键的强弱，可用晶格能的大小来衡量，晶格能越大离子键越牢固，离子晶体的熔点越高、硬度越大。
而对于同种类型的离子晶体，离子所带的电荷数越高，半径越小，晶格能越大。
⑤离子晶体中不一定含有金属阳离子，如NH4Cl为离子晶体，不含有金属阳离子，但一定含有阴离子。
2．晶格能
（1）离子晶体结构类型相同时，离子所带电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大。
（2）晶格能越大，晶体熔沸点越高，硬度越大。
（3）晶格能的大小影响岩浆晶出的先后次序，晶格能越大，形成的晶体越稳定，岩浆中的矿物越容易结晶析出。
模型认知：
两种常见的离子晶体的结构
晶体类型
晶胞示意图
结构特点
NaCl型（KCl、NaBr、LiF、CaO、MgO、NiO、CaS）等
①Na＋、Cl－的配位数均为6。
②每个Na＋（Cl－）周围紧邻（距离最近且相等）的Cl－（Na＋）构成正八面体。
③每个Na＋（Cl－）周围紧邻的Na＋（Cl－）有12个。
④每个晶胞中含有4个Na＋、4个Cl－。
CsCl型
（CsBr、CsI、NH4Cl等）
①Cs＋、Cl－的配位数均为8。
②每个Cs＋（Cl－）周围紧邻的Cl－（Cs＋）构成正六面体。
③每个Cs＋（Cl－）周围紧邻的Cs＋（Cl－）有6个。
④每个晶胞中含1个Cs＋、1个Cl－。
【典例2】 高温下，超氧化钾晶体结构与NaCl的相似，其晶体结构的一个基本重复单元如图所示，已知晶体中氧的化合价可看做部分为0，部分为－2。
下列说法正确的是（ ）
A．晶体中每个K＋周围有8个O
，每个O
周围有8个K＋
B．超氧化钾的化学式为KO2，每个晶胞中含有4个K＋和4个O
C．晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个
D．晶体中，0价氧原子与－2价氧原子的数目比为2∶1
B [由晶胞图可知1个K＋周围有6个O
，同样1个O
周围有6个K＋，A选项错误；根据切割法，每个晶胞中有8×
＋6×
＝4个K＋、1＋12×
＝4个O
，所以超氧化钾晶体中两种离子的个数比为1∶1，其化学式为KO2，B选项正确；根据晶胞结构可知，每个K＋所在的3个相互垂直的面上各有4个K＋与该K＋距离最近且相等，即晶体中与每个K＋距离最近的K＋有12个，C选项错误；O
中O的平均化合价为－0.5，所以若有1个－2价氧原子，则应有3个0价氧原子，故0价氧原子与－2价氧原子的数目比为3∶1，D选项错误。
]
（1）每个O
周围等距且最近的K＋在空间上构成________体。
（2）晶胞中个________个K＋，________个O
。
[答案]
（1）正八面
（2）4 4
3．MgO、Rb2O、CaO、BaO四种离子晶体熔点的高低顺序是（ ）
A．MgO＞Rb2O＞BaO＞CaO
B．MgO＞CaO＞BaO＞Rb2O
C．CaO＞BaO＞MgO＞Rb2O
D．CaO＞BaO＞Rb2O＞MgO
B [四种离子晶体所含阴离子相同，所含阳离子不同。
对Mg2＋、Rb＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，Rb＋所带电荷数少，其与O2－形成的离子键最弱，故Rb2O的熔点最低。
对Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋进行比较，它们所带电荷一样多，半径Mg2＋＜Ca2＋＜Ba2＋，与O2－形成的离子键由强到弱的顺序是MgO＞CaO＞BaO，相应离子晶体的熔点由高到低的顺序为MgO＞CaO＞BaO。
综上所述，四种离子晶体熔点的高低顺序是MgO＞CaO＞BaO＞Rb2O。
]
解离子晶体的性质类题的注意事项
（1）离子晶体区别于其他晶体的突出特点：
离子晶体固态时不导电，熔融状态下能导电，因为组成离子晶体的微粒是阴、阳离子，阴、阳离子自由移动时才可以导电。
而金属晶体无论是固态还是熔融状态都可以导电。
（2）离子晶体的晶格能越大，熔、沸点越高。
1．下列叙述中正确的是（ ）
A．钠原子和氯原子作用生成NaCl后，其结构的稳定性减弱
B．在氯化钠晶体中，除氯离子和钠离子的静电吸引作用外，还存在电子与电子、原子核与原子核之间的排斥作用
C．任何离子键在形成的过程中必定有电子的得与失
D．钠与氯气反应生成氯化钠后，体系能量升高
B
2．如图所示是从NaCl或CsCl晶体结构中分割出来的部分结构图，其中属于从NaCl晶体中分割出来的结构图是（ ）
A．
（1）和（3） B．
（2）和（3）C．
（1）和（4）D．只有（4）
C [NaCl晶胞是立方体结构，每个Na＋周围有6个Cl－，每个Cl－周围有6个Na＋；与每个Na＋等距离的Cl－有6个，且构成正八面体，同理，与每个Cl－等距离的6个Na＋也构成正八面体，由此可知图
（1）和（4）属于从NaCl晶体中分割出来的，C项正确。
]
3．能说明某晶体属于离子晶体的是（ ）
A．一定溶于水
B．固态不导电，水溶液能导电
C．有较高的熔点
D．固态不导电，熔融时能导电
D [离子晶体在固态时不导电，在水溶液里或熔融后可以导电，但并非所有的离子晶体都易溶于水，如BaSO4。
在水溶液里能导电的化合物不一定是离子晶体，如H2SO4。
故判断一种晶体是否为离子晶体的方法大多看它在固态时不导电，熔融状态下能导电。
]
4．NaF、NaI、MgO晶体均为离子晶体，根据表中数据判断这三种晶体的熔点高低顺序是（ ）
物质
NaF
NaI
MgO
离子电荷数
1
1
2
离子间距离
2.31
3.18
2.10
A．NaF＞NaI＞MgOB．MgO＞NaF＞NaI
C．MgO＞NaI＞NaFD．NaI＞NaF＞MgO
B [离子晶体的熔点与离子键的强弱有关，而离子键的强弱可用晶格能来衡量，离子所带的电荷数越多，离子间的距离越小，晶格能越大，离子键越强，熔点越高。
]
5．根据表格数据回答下列有关问题：
（1）已知NaBr、NaCl、MgO等离子晶体的核间距离和晶格能如下表所示：
NaBr
NaCl
MgO
离子的核间距/pm
290
276
205
晶格能/kJ·mol－1
787
3890
①NaBr晶体比NaCl晶体晶格能________（填“大”或“小”），主要原因是________________________________________________
____________________________________________________。
②MgO晶体比NaCl晶体晶格能大，主要原因是___________
_______________________________________________________
______________________________________________________。
③NaBr、NaCl和MgO晶体中，熔点最高的是______________。
（2）Mg是第3周期元素，该周期部分元素氟化物的熔点见下表：
氟化物
NaF
MgF2
SiF4
熔点/K
1266
1534
183
解释表中氟化物熔点差异的原因：
①_____________________________________________________
______________________________________________________；
②_____________________________________________________
______________________________________________________。
[解析]
（1）对同类型的离子晶体中，离子半径越小，离子电荷数越多，晶格能越大，离子晶体越稳定，熔、沸点越高。
（2）①先比较不同类型晶体的熔点。
NaF、MgF2为离子晶体，离子间以离子键结合，离子键作用强，SiF4固态时为分子晶体，分子间以范德华力结合，范德华力较弱，故NaF和MgF2的熔点都高于SiF4。
②再比较相同类型晶体的熔点。
Na＋的半径比Mg2＋半径大，Na＋所带电荷数小于Mg2＋，所以MgF2的离子键比NaF的离子键强度大，MgF2熔点高于NaF熔点。
[答案]
（1）①小 NaBr比NaCl离子的核间距大 ②MgO晶体中的阴、阳离子的电荷数绝对值大，并且离子的核间距小 ③MgO
（2）①NaF与MgF2为离子晶体，SiF4为分子晶体，所以NaF、MgF2远比SiF4熔点要高 ②因为Mg2＋的半径小于Na＋的半径且Mg2＋所带电荷数较大，所以MgF2的离子键强度大于NaF的离子键强度，故MgF2的熔点高于NaF
升级会员 